高考化学专题复习 第二章 化学反应的一般原理教案

第二章化学反应的一般原理一、教学基本要求1．基本概念和术语初步了解体系、环境、状态、状态函数、热力学能、热、功；理解热力学第一定律。

2．热化学熟悉恒容反应热、恒压反应热、焓、标准摩尔反应焓变、标准摩尔生成焓等基本概念；掌握盖斯定律的应用、热化学反应方程式的正确书写、掌握由标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓变的方法。

3．化学反应的方向熟悉熵、吉布斯函数的概念。

掌握标准摩尔反应熵变及标准摩尔反应吉布斯函数变的计算方法。

会用ΔG判定反应方向。

4．化学平衡及其移动熟悉化学平衡的概念及实验平衡常数；掌握标准平衡常数及其有关计算；掌握多重平衡规则；掌握化学平衡移动的规律。

（浓度、压力、温度、催化剂等对平衡的影响）5．化学反应速率解化学反应速率的概念，理解化学反应速率方程表达式和反应级数的概念；理解阿仑尼乌斯公式及其应用，比如求Ea和速率常数；理解碰撞理论、过渡态理论及浓度、温度、催化剂对反应速率的影响。

§2-1，基本概念和术语一、体系和环境体系——人为选取一定种类，一定数量的物质作为研究的对象，这一部分物质或空间叫做体系或系统。

环境——与体系有密切联系的一部分物质或空间。

二、状态和状态函数1、状态由一系列表征系统性质的宏观物理量（如T、P、V等）所确定下来的系统的存在形式称系统的状态。

一个体系的状态是由它的一系列物理量来确定的。

这些物理量我们称之为体系的宏观性质。

可分为容量性质和强度性质。

容量性质：与物质的数量有关，具有加合性。

如m、V、n、Cr(热容量)。

强度性质：与物质的数量无关，不具有加合性。

如T、P、ρ、C（比热）当体系的宏观性质都有确定值时，我们称其处于一定的状态。

体系的任何一个性质发生变化时，体系的状态即改变。

但状态改变时，不一定所有的性质都改变。

2、 状态函数凡能决定体系状态的一切宏观性质（物理量）都叫做状态函数。

特点：<1>体系的一些状态函数是相互联系、相互制约的。

因此确定了几个状态函数，其它的状态函数也随之而定。

如PV=nRT<2>任何状态函数的变化值，只决定于体系的始态和终态。

而与变化的途径无关。

如：一杯水经①、②、③三个不同的途径，由10℃变成30℃，虽途径不同但△T=30℃－10℃=20℃换言之：如果一个物理量的变化值，只与体系的始末状态有关而与变化的途径无关，它一定是个状态函数。

状态函数的这一特性，使研究得以简化。

可不考虑其复杂的中间过程，直接求出状态函数的变化量。

二、热和功热和功是系统发生状态变化时与环境进行能量交换的两种形式。

热（Q ）：由于温度不同而造成的能量的传递。

功（W ）：除热之外，所有其他形式的能量传递。

⎩⎨⎧非体积功体积功* Q 和W 不是状态函数Q 和W 是体系发生变化时能量的传递形式。

只有在体系发生变化时才显示出来。

不是体系所具有的性质。

他们除与体系状态有关外还与变化的具体途径有关。

* Q 和W 的符号Q ⎩⎨⎧+体系放热为“—””体系吸热为“W ⎩⎨⎧-+”体系对环境做功为“”环境对体系做功为“三、热力学能与热力学第一定律i..热力学能（U ）定义：体系内部能量的总和，（包括分子的动能、势能、键能、核能等）不包括体系整体运动的动能和体系整体处于外力场中具有的位能。

<1>热力学能是状态函数，一定的状态下有一定的U 值，同一体系、同一状态时，不可能有不同的U 值。

而不同体系或同一体系不同状态时则可能有相同的U 值。

<2>U 的绝对数值是不可求的，只能测出反应前后U 的变化值ΔU 。

ΔU=U 终－U 始<3>U 为容量性质，具有加合性，采用能量单位：J 或kJ 。

ii. 热力学第一定律（能量守恒定律）定律：在任何过程中，能量不会自生自灭，只能从一种形式转化为另一种形式。

转化过程中，能量的总值不变。

数学表达式：ΔU－（Q＋W）=0 即：ΔU=Q＋W§2-2 热化学一、化学反应的热效应（反应热）定义：系统发生化学变化时，当系统不作非体积功，并使体系终态温度恢复到始态温度，则在这一过程中放出或吸收的热量称为该反应的反应热。

1．恒容反应热在不作非体积功的情况下，恒容过程的V终=V始即ΔV=0体积功W=PΔV=0 则ΔU=Q V即：恒容过程中体系所吸收的能量Q V全部用来增加体系的内能。

2．恒压反应热恒压过程通常是在敞口容器中进行的。

P终=P始=P外由于体系只做体积功，∴W=－PΔV，则ΔU=Q P－PΔV3．体系的焓与反应的焓变焓：在恒压和不作非体积功的条件下，由能量守恒定律，ΔU= Q P－PΔVQ P=ΔU＋PΔV=U2－U1＋P(V2－V1)=( U2＋P V2)－(U1＋P V1)两括号中的内容相同，且均为状态函数(状态2－状态1 )，因此人为定义出一个新的状态函数焓（H）。

定义：H=U+PV<1>∵U、P、V均为状态函数，∴H也是状态函数。

∴焓的变化量ΔH只与始态与终态有关，与途径无关。

ΔH=H终－H始在恒压不作非体积功的条件下，Q P=ΔH<2>∵U的绝对值不可测，∴H的绝对值也不可测，但可以通过恒压反应热求出：ΔH= Q P<3>焓是体系的容量性质，具有加合性。

焓变：<1>∵ΔH= Q P ∴ΔH与Q p的符号相同，吸热为“+”，放热为“—”。

<2>反应的ΔH受温度的影响比较小，故可用298K下的ΔH代替其它温度下的ΔH。

<3>∵ΔU= Q+W Q=ΔU—W在恒压及不做非体积功的条件下：Q P=ΔU＋PΔV=ΔH在反应物和生成物都是固态和液态时，反应的ΔV很小，PΔV可以忽略，故ΔH≈ΔU在有气体参与的反应中，PΔV=△nRT，则ΔH=ΔU＋△nRT （△n为气体摩尔数的变化量。

）上面所讲的两个关系式：ΔU=Q V；ΔH= Q P热不是状态函数，但由于Q V对应ΔU，Q P对应ΔH。

所以在这两种特殊情况下，Q V 、Q P只与始态和终态有关。

与变化的途径无关。

二、盖斯定律反应的热效应可以由实验测得，但化学反应成千上万，逐一测定很困难。

而且有些热效应实际上很难或不能测出。

如：（1）C （石墨）＋O 2 (g)－→CO 2(g) Δr H m1=－393.5kJ ·mol －1(2 ) C (石墨)＋21O 2 (g)—→CO(g) Δr H m2 在第二个反应进行的过程中，总会有一部分CO 2生成，所以实际上Δr H m2不能准确测出。

因此在1840年，俄国化学家盖斯在大量试验的基础上得出了著名的热化学定律—盖斯定律。

定律：在整个过程处于恒容或恒压情况时，化学反应的热效应只与始、终状态有关，而与变化的途径无关。

另一种说法：在恒容或恒压条件下，一个化学反应无论是一步完成，还是分成几步完成，其总反应的反应热等与各步反应热之和。

上面所讲的第2个反应，则可根据盖斯定律求出。

写出相关的第三个反应式：CO(g)＋21O 2 (g) —→CO 2(g) ΔH 3=－283.0kJ ·mol －1C （石墨） ＋ O 2 −∆1HCO(g)＋21O 2 (g)（1）C （石墨）＋O 2 (g)－→CO 2(g)—） （2）CO(g)＋21O 2 (g) —→CO 2(g) （3） C (石墨)＋21O 2 (g)—→CO(g)即：反应（1）=反应（2）＋反应（3）反应（2）=反应（1）－反应（3）则ΔH 2=ΔH 1－ΔH 3ΔH 2=－393.5－（－283.0）=－110.5 kJ ·mol －1∴热化学方程式也和代数方程式一样可以进行加减运算或乘以系数，而其反应的热效应也应进行相应的运算。

三、标准摩尔反应焓变1、 摩尔反应焓变（△rHm ）一个反应的反应焓变，其大小与反应进度ξ有关。

ΔrHm 的定义：某化学反应按所给定的化学计量方程式反应，当反应进度ξ=1mol 时的反应焓变称为摩尔反应焓变。

即：ΔrHm=ξHr ∆ J ·mol－1或 kJ ·mol－1下标中r 为反应（reaction ）的意思，m 为反应进度1mol 之意。

2、 物质的标准态和标准摩尔焓变。

Δr θm Hp θ：100kPa θc ：1mol ·L －1 T ：298.15K在标准态时反应的摩尔焓变称为反应的标准摩尔焓变Δr θm H3、 热化学反应方程式表示化学反应与其热效应关系的化学方程式称为热化学反应方程式。

在化学反应式后用Δr θm H 表示反应的热效应。

（指恒压下的反应热）要求：1) 应注明物质的聚集状态，s 、l 、g ，固体有多种晶型时还应注明晶型。

如：石墨和金刚石，聚集状态不同，Δr θm H 不同。

2) 应正确写出化学反应计量式，即同一反应，其反应式计量系数不同时，Δr θm H 也不同（见书P19 (4) 式、（5）式）3) 注明反应温度，标准态（298.15K 时）不需注明。

4． 标准摩尔生成焓（Δf θm H ）标准生成焓：在标准状态下，由稳定单质生成1mol 纯物质时反应的摩尔焓变，成为该物质的标准摩尔生成焓Δf θm H 。

下标f 为生成反应（formation ）的意思。

即在标准状态下，一种特定反应（生成反应）的产物只有一种，而且产物的计量系数为1时，反应的标准摩尔焓变。

由定义可以得出：稳定单质的Δf θm H =0如Δf θm H C （石墨）=0 Δf θm H C （金刚石）=1.89 kJ ·mol－1白磷：Δf θm H =0书后附录三中列出各物质及水合离子的 Δf θm Ha)由 Δf θm H 计算 Δr θm H ：利用书后 Δf θm H 数据可简化反应热的计算： 例：计算反应 3CO(g)＋Fe 2O 3(s)−→−`2Fe ＋3CO 2(g)的 Δr θm H (298)解：对于任何一个反应均可写成如下的循环：3CO(g) ＋ Fe 2O 3(s) −−→−∆θmrH 2Fe ＋ 3CO 2(g)2Δf θm H （Fe ）3Δf θm H （CO ）Δf θm H （Fe 2O 3）3Δf θm H （CO 2）3C(s)＋3O 2(g)＋2Fe(s) 由盖斯定律，按循环方向有：3Δf θm H （CO ）＋Δf θm H （Fe 2O 3）＋Δr θm H =2Δf θm H （Fe ）＋3Δf θm H （CO 2） 整理：Δr θm H =Δf θm H （Fe ）＋3Δf θm H （CO 2）－3Δf θm H （CO ）－Δf θm H （Fe 2O 3）查书后附录找出各物质的Δf θm H 即可求出反应的Δr θm H 。

由于各反应式均可写出上述循环，故总结出通式：Δr θm H =∑∆⋅Bm BB fH )(θν由于反应物的化学计量系数为负值，可以写成Δr θm H =∑∆⋅)(产物θνm ifH －∑∆⋅)(反应物θνm i fH利用上述通式计算时应注意：1、 要考虑反应式中各物质的聚集状态，如：Δf θm H （H 2O,l ）≠Δf θm H （H 2O,g ） 2、 书后表中所给的数值均为生成1mol 物质时的Δf θm H ，计算时要乘以相应的系数。